元素周期律(原卷版)(苏教版2019必修第一册).docx

5.1.1元素周期律
【学习目标】
1.了解元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。
2.能从物质变化的实验事实和有关数据中提取证据，能从宏观和微观结合的视角进行分析、比较、得出规律性的结论。

【知识梳理】
一、原子结构与元素化合价的变化规律
1．原子序数
(1)概念：按照 由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作 。
(2)与其他量的关系
原子序数＝ ＝ ＝ 。
2．原子结构的变化规律
(1)核外电子排布的变化规律

观察上图回答问题：
从3～18号元素随着原子序数的递增，最外层上的电子数重复出现从 递增到 的变化，说明元素原子的最外层电子排布呈现 变化。

(2)原子半径的变化规律(稀有气体除外)
以元素的原子序数为横轴，元素的原子半径为纵轴，绘制折线图如下：
数据分析

规律
随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现 的周期性变化。
3～9号元素、11～17号元素原子半径随着核电荷数的递增都逐渐 。

①原子电子层数相同时，最外层电子数越 ，半径越 。
②最外层电子数相同时，电子层数越 ，半径越 。
3．元素性质的变化规律
以元素的原子序数为横轴，元素的最高正化合价或最低负化合价为纵轴，绘制折线图如图所示：
数据
分析

规律
随着核电荷数的递增，元素的最高正化合价呈现 (氧、氟除外)、最低负化合价呈现 的周期性变化

对于1～18号元素：
(1)元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外)
(2)|元素的最低负化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数
(3)元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8
(4)根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子数排布呈周期性变化。

[辨析]　
【能力达成】
1．已知下列原子的半径：
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10 m
0.75
1.02
0.73
1.11

根据以上数据，P原子的半径可能是(　　)
A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 m
C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m
2．某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为(　　)
A．H2RO3 B．H2RO4
C．HRO3 D．H3RO4
3．美国化学家研制出了一种新型液态储氢材料——硼氮­甲基环戊烷。该材料能在室温下工作，适用于由燃料电池提供能量的便携式设备。组成该新材料的各原子中，原子半径最大的是(　　)
A．硼 B．氮
C．氢 D．碳
4．核电荷数为1～18的元素中，下列说法正确的是(　　)
A．最外层只有1个电子的元素一定是金属元素
B．最外层有2个电子的元素一定是金属元素
C．原子核外各层电子数相等的元素一定是金属元素
D．最外层电子数为7的原子，最高正价为＋7
5．核电荷数为16的元素和核电荷数为4的元素的原子相比较，下列数据前者是后者4倍的是(　　)
①电子数　②最外层电子数　③电子层数　④次外层电子数
A．①④　　　 B．①③④
C．①②④ D．①②③④
6．已知下列原子的半径：
元素
N
S
O
Si
原子半径/(10－10 m)
0.70
1.04
0.66
1.17
根据以上数据，P原子的半径可能是(　 　)
A．1.10×10－10 m
B．0.80×10－10 m
C．1.20×10－10 m
D．0.70×10－10 m
7．某元素的原子L层电子数比M层电子数多5个，(M层电子数大于0)，该元素的最高正化合价为(　　)
A．＋3 B．＋4
C．＋5 D．＋6
8．元素的以下变化随着原子序数的递增不呈现周期性变化的是(　　)
A．化合价
B．原子半径
C．原子的最外层电子排布
D．相对原子质量
9．下列元素的原子半径依次增大的是(　　)
A．Na、Mg、Al B．Na、O、F
C．P、Si、Al D．C、Si、P
10．下图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示(　　)

A．电子层数 B．最外层电子数
C．最高化合价 D．原子半径
11.如图中横坐标均表示顺序排列的11～17号元素的原子序数。根据图像变化趋势判断，纵坐标表示其最高化合价的是(　　)

12．下列元素的常见化合价从＋1至＋3依次增大的是(　　)
A．H、He、Li B．Na、Mg、Al
C．Al、Be、Na D．N、O、F
13．以1～18号元素为例，下列关于元素周期律的叙述正确的是(　　)
A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B．随着元素原子序数的递增，元素原子半径从小到大发生周期性变化
C．随着元素原子序数的递增，元素最高化合价从＋1到＋7、最低化合价从－7到－1重复出现
D．元素原子核外电子排布的周期性变化是导致原子半径、元素主要化合价和元素性质周期性变化的主要原因

【知识梳理】 二、元素的金属性和非金属性的变化规律
1．元素的金属性变化规律
(1)判断元素金属性强弱的方法
①比较元素的单质与水或酸)反应置换出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强，元素的金属性越强。
②比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强，元素的金属性越强。
(2)钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究
实验内容
实验现象及方程式
实验结论
将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中
常温下，反应剧烈，酚酞变红色
金属失电子的能力，即金属性
：
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管
①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式
②铝与冷水、热水看不到明显的变化
将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管
①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：
②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：

(3)探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱
①实验操作
实验操作

沉淀溶解情况
沉淀逐渐溶解
沉淀逐渐溶解
沉淀溶解
沉淀不溶解
相关反应方程式
Al(OH)3＋3HCl ===
Al(OH)3＋NaOH
===
Mg(OH)2＋2HCl ===

实验结论
NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱

结论：
Na、Mg、Al失去电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。
2．元素的非金属性变化规律
(1)判断元素非金属性强弱的方法
①比较元素的单质与 化合的难易程度以及气态 的稳定性。一般来说，反应越 进行，生成的气态氢化物越 ，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。
②比较元素 氧化物对应的水化物的酸性强弱。一般来说 性越强，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。
(2)硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较
原子
Si
P
S
Cl
最高正价

最低负价

单质与H2
化合的条件
高温
较高温度
需加热

从Si到Cl，与H2化合越来越容易
气态氢化物
的稳定性
SiH4很不稳定
PH3不稳定
H2S较不稳定
HCl稳定
从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越强
最高价氧化物
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
H4SiO4或H2SiO3弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4最强无机酸
从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强
结论
从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强

3.11～17号元素金属性、非金属性变化规律的根本原因
元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，这种原子结构的变化，使原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
4．元素周期律
(1)概念：元素的性质随着元素 的递增呈周期性变化的规律。
(2)内容：随着元素 的递增，元素的 (稀有气体除外)、元素的 性和 性、元素的主要 都呈现周期性变化。
(3)实质：元素性质的周期性变化是元素原子 周期性变化的必然结果。

[辨析]　
1.由相关性质判断金属性、非金属性强弱
(1)与氢有关的判断
①金属单质与水(或酸)反应越剧烈，元素的金属性越强。如Na与水反应比Mg与水反应更剧烈，则金属性：Na>Mg。
②非金属单质越易与H2化合，其非金属性越强。如F2与H2在暗处即可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F>Br。
③简单气态氢化物越稳定，对应元素的非金属性越强。如稳定性：HF>HCl，则非金属性：F>Cl。
(2)最高价氧化物的水化物的酸、碱性
①最高价氧化物的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。如碱性：NaOH>Mg(OH)2，则金属性：Na>Mg。
②最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。如酸性：H2SO4>H3PO4，则非金属性：S>P。
(3)置换反应
①金属单质间的置换反应。如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn>Cu。
②非金属单质间的置换反应。如Cl2＋2KI===2KCl＋I2，则非金属性：Cl>I。
(4)氧化性和还原性
①元素原子对应阳离子的氧化性越强，则元素的金属性越弱。如氧化性：Mg2＋>Na＋，则金属性：MgCl－，则非金属性：Cl>S。
2．根据活动性顺序判断金属性、非金属性强弱
一般来说，排在前面的金属元素金属性比排在后面的强。如Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe>Cu。由非金属活动性顺序：，排在前面的比排在后面的非金属性强。如非金属性：F>Cl>Br。
【能力达成】
1．下列说法中正确的是(　　)
A．元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化
B．元素的最高正化合价与元素原子核外电子排布有关
C．从Li→F，Na→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1价→＋7价的变化
D．电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1个到8个呈现周期性变化
2．下列排列顺序正确的是(　　)
A．微粒半径：Mg2＋>F－
B．稳定性：HI>HBr
C．熔点：Al>Na
D．酸性：H2SiO3>H3PO4
3．下列事实与推论相符的是(　　)
选项
实验事实
推论
A
H2O的沸点比H2S的沸点高
非金属性：O>S
B
盐酸的酸性比H2SO3的酸性强
非金属性：Cl>S
C
钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈
金属性：Na>K
D
HF的热稳定性比HCl的强
非金属性：F>Cl
4．下列关于元素金属性和非金属性强弱比较的说法不正确的是(　　)
A．将大理石加入稀盐酸中，能产生CO2气体，说明Cl的非金属性强于C
B．Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合所需温度，说明S的非金属性强于Si
C．Na与冷水反应剧烈，而Mg与冷水反应缓慢，说明Na的金属性强于Mg
D．Fe投入CuSO4溶液中，能置换出Cu，说明Fe的金属性比Cu强
5．下列各组中的性质比较，正确的是(　　)
①酸性：HClO4>HBrO4>HIO4
②碱性：Ba(OH)2>Ca(OH)2>Mg(OH)2
③稳定性：HCl>H2S>PH3
④还原性：F－>Cl－>Br－
A.①②④ B．③④
C．①②③ D．①②③④
6．图中曲线表示元素的原子序数(按递增顺序连续排列)与常见最高化合价之间的关系，下列叙述不正确的是(　　)

A．①②形成的化合物的摩尔质量可能是44 g/mol
B．①③可以按原子个数比1∶1形成化合物
C．②③形成的化合物是两性物质
D．简单离子半径大小为②<③
7．根据元素周期律，由下列事实进行推测，其中推测不合理的是(　　)
选项
事实
推测
A
Na与冷水反应剧烈，Al与热水反应很慢
Mg与热水反应会较快
B
石墨能导电，Si是半导体材料
最外层电子数为4的元素都是半导体材料
C
HCl在1 500 ℃时分解，HI在230 ℃时分解
HBr的分解温度介于二者之间
D
Si与H2高温时反应，S与H2加热能反应
P与H2在高温时能反应
8.下表是含元素X、Y的物质性质的比较及得出的结论，其中结论不正确的是(　　)
选项
物质性质比较
结论
A
最高价氧化物对应的水化物X(OH)m比Y(OH)m碱性强
金属性：X>Y
B
气态氢化物HmX比HmY热稳定性强
非金属性：X>Y
C
X的最高化合价比Y的最高化合价高
金属性：X>Y
D
常温下，X(金属)单质与盐酸反应比Y(金属)单质与水反应剧烈
不能确定X与Y的金属性强弱
9.下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是(　　)
A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多
C．1 mol A从酸中置换出的氢气比1 mol B从酸中置换出的氢气多
D．常温时，A能从水中置换出氢气而B不能
10．A、B、C、D四种元素的核电荷数依次增多，它们的离子的电子层数相同且最外层电子数均为8。A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等；D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半。回答以下问题：
(1)四种元素的符号依次是A ；B ；C ；D 。它们的原子半径由大到小的顺序是 。
(2)写出四种元素最高价氧化物对应水化物的化学式： ，分别比较酸性或碱性的强弱： ， 。
(3)写出A、B两种元素气态氢化物的分子式： ，比较其稳定性： 。
11．探究元素性质的递变规律，通常采用以下设计方案：
Ⅰ.探究电子层数相同的元素性质的递变规律
（1）相同条件下，将钠、镁、铝各1 mol分别投入足量的同浓度的稀盐酸中，试预测实验结
果： 与稀盐酸反应最剧烈； 与稀盐酸反应产生的气体最多。
(2)向Na2S溶液中通入氯气出现黄色浑浊，可证明Cl的非金属性比S强，反应的离子方程式为 。
Ⅱ.探究元素非金属性的递变规律
某研究性学习小组设计了一组实验来探究Cl、Br元素原子的得电子能力强弱。下图中A、B、C是三个可供选择制取氯气的装置，装置D的玻璃管中①②处依次放置蘸有NaBr溶液、NaOH浓溶液的棉花团。

(3)写出装置B中仪器a的名称： 。
(4)实验室制取氯气还可采用如下原理：2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2
＋5Cl2↑＋8H2O，依据该反应原理选择 (填“A”“B”或“C”)装置制取氯气。
(5)反应装置的导气管连接装置D的X处，试回答下列问题：
①处发生反应的离子方程式为 ；
②处发生反应的离子方程式为 。

【知识梳理】 三、微粒半径大小比较
1.三看法比较微粒半径大小
(1)电子层数：当电子层数不同时，一般电子层数越多，半径越大，如Na>Li、Na>Na＋。
(2)核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小，如N3－>O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋。
(3)核外电子数：当核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大，如Na>Na＋、Fe>Fe2＋>Fe3＋、Cl－>Cl；对于原子，电子层数相同时，核外电子数越多，半径越小，如Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。
2．参照物比较法
如比较r(Al3＋)与r(S2－)的大小，可先找出与S同主族的O，然后进行比较，r(Al3＋)①＞②＞④＞③
3．下列关于同一种元素的原子或离子叙述正确的是(　　)
A．原子半径比阴离子半径小
B．原子半径比阴离子半径大
C．原子半径比阳离子半径小
D．带正电荷数多的阳离子半径比带正电荷数少的阳离子半径大
4．A元素的阴离子、B元素的阴离子和C元素的阳离子具有相同的电子层结构。已知A的原子序数大于B的原子序数。则A、B、C三种元素的离子半径大小顺序是(　　)
A．A＞B＞C B．B＞A＞C
C．C＞A＞B D．C＞B＞A
5．X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素原子序数的关系是(　　)
A．X＞Y＞Z B．Y＞X＞Z
C．Z＞X＞Y D．Z＞Y＞X
6．下列粒子半径大小的比较正确的是(　　)
A．Al3＋＜O2－ B．Cl－＞Br－
C．Mg＜Al D．K＜Na
7.下列微粒半径之比大于1的是(　　)
A．　　　B．
C． D．
8．试比较下列微粒半径大小(填“＞”“＜”或“＝”)。
(1)Mg______Ca______K。
(2)P______S______Cl。
(3)Fe3＋______Fe2＋______Fe。
(4)P3－______S2－______Cl－______Na＋______Mg2＋______Al3＋。
9．(1)已知An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－都具有相同的电子层结构，则A、B、C、D的离子半径由大到小的顺序是____________________________，原子序数由大到小的顺序是____________。
(2)原子序数小于20的X元素能形成H2X和XO2两种化合物，该元素的原子序数为________，最高价氧化物对应的水化物的化学式为________。

【学习效果】
1．下列叙述正确的是(　　)
A．原子半径：Mg>O，离子半径：Mg2＋>O2－
B．H2SO4的酸性强于H2SeO4
C．结合质子能力：S2－－、Cl－、K＋、Ca2＋
4．根据表中(部分小于18号元素的原子半径及主要化合价)信息，判断下列叙述正确的是(　　)
元素代号
X
Y
Z
Q
W
原子半径/nm
0.186
0.143
0.111
0.104
0.066
主要化合价
＋1
＋3
＋2
＋6、－2
－2
A. W2－与Y3＋的核外电子数不可能相等
B．离子半径：X＋W
5．已知小于18号元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　)
A．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋
B．原子序数：d>c>b>a
C．原子半径：A>B>D>C
D．单质的还原性：A>B>D>C
6．下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是(　　)
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素的非金属性依次增强
C．N、O、F原子半径依次增大
D．Li、Na、K的电子层数依次增多
7．下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是(　　)
①酸性：H2SO4>H3PO4　②热稳定性：Na2CO3>NaHCO3　③非金属性：Cl>Br　④熔点：H2O>H2S　⑤碱性：NaOH>NH3·H2O　⑥稳定性：H2O>H2S　⑦酸性：HI>HCl　⑧还原性：I－>Cl－
A．①③⑥⑧ B．③④⑤⑥
C．②④⑤⑦⑧ D．②④⑤⑦
8．1～18号元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子的最外层电子数是其次外层电子数的3倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W的最外层电子数相同。下列说法正确的是(　　)
A．简单离子半径：Y>Z
B．Y单质能从溶液中置换出W单质
C．非金属性：W>X
D．Z2X2只有氧化性，没有还原性
9．同周期X、Y、Z三种元素，已知其最高价氧化物的水化物的酸性是HXO4>H2YO4>H3ZO4，下列说法错误的是(　　)
A．原子半径：Z>Y>X
B．气态氢化物的稳定性HXY>Z
D．阴离子的还原性：Z3－>Y2－>X－
10．下列说法中能说明非金属性Cl>S的是(　　)
①达到稳定结构时，氯原子只需要1个电子，而硫原子需要2个电子
②氯的含氧酸比硫的含氧酸的酸性强
③还原性：S2－>Cl－
④稳定性：HCl>H2S
⑤酸性：HCl>H2S
⑥H2S＋Cl2===S↓＋2HCl
⑦Cl2与H2在光照或点燃下反应，而硫与H2加热下才反应
A．②③④⑥ B．③④⑥⑦
C．③④⑤⑥ D．全部
11．以下关系不正确的是(　　)
A．热稳定性：H2O>H2S
B．原子半径：Na>Mg
C．还原性：I－>Cl－
D．失电子能力：Na>K
12．元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的根本原因是(　　)
A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变
B．元素的金属性和非金属性呈周期性变化
C．元素化合价呈周期性变化
D．元素原子核外电子排布呈周期性变化
13．下列递变规律不正确的是(　　)
A．HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性依次减弱
B．钠、镁、铝的还原性依次减弱
C．HCl、HBr、HI的稳定性依次增强
D．P、S、Cl三种元素的最高正化合价依次升高
14．X、Y、Z均为原子序数小于18的元素，其简单离子X＋、Y3＋、Z2－的核外电子层结构相同下列说法不正确的是(　　)
A．原子序数：Y>X>Z
B．原子半径：Z>X>Y
C．单质的还原性：X>Y
D．碱性：XOH>Y(OH)3
15.A、B、C、D都是短周期元素，原子半径D>C>A>B，其中A、B处在同一周期，A、C处在同一主族。C原子核内质子数等于A、B原子核内质子数之和，C原子最外层上的电子数是D原子最外层电子数的4倍。试回答：
(1)这四种元素分别是：
A________，B________，C________，D________。
(2)A、B、C三种元素中在常温常压下的液态或气态氢化物的稳定性由大而小的顺序是________。
(3)A与B形成的三原子分子的化学式是________，B与D形成的原子个数比为1∶1的化合物的化学式是________。
(4)A元素某氧化物与D元素某氧化物反应生成B单质的化学方程式是_________________________________________________。
16．W、X、Y、Z是原子序数1～18中的元素，它们的原子核外电子层数相同且原子序数依次增大，W、X是金属元素，Y、Z是非金属元素。
(1)W、X两元素的最高价氧化物的水化物之间可以发生反应生成盐和水，该反应的离子方程式为 。
(2)Y的低价氧化物与Z单质均为有刺激味的气体，二者在水溶液中发生反应的化学方程式为 。
(3)比较Y、Z气态氢化物的稳定性： > (用化学式表示)；除了可以通过比较Y、Z气态氢化物的稳定性来验证Y、Z的非金属性外，请你再设计一个简单的实验，来验证Y与Z的非金属性强弱： 。
(4)W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是 > > > 。
17．元素单质及其化合物有广泛用途，请根据11～17号元素相关知识回答下列问题：
(1)按原子序数递增的顺序(稀有气体除外)，以下说法正确的是 (填字母)。
a．单质的熔点降低
b．原子半径和简单离子半径均减小
c．元素的金属性减弱，非金属性增强
(2)氧化性最弱的简单阳离子是 (填离子符号)，热稳定性HCl (填“>”“<”或“＝”)H2S。
(3)在这些元素的最高价氧化物对应的水化物中，碱性最强的是 (填化学式，下同)，酸性最强的是 ，写出证明Al(OH)3显两性的方程式： ， 。

18．(1)A元素的阴离子、B元素的阴离子和C元素的阳离子具有相同的电子层结构。已知A的原子序数大于B的原子序数。则A、B、C三种元素的离子半径由大到小的顺序是 。
(2)X元素最高价氧化物对应的水化物为H3XO4，则它对应的气态氢化物为 。
(3)11～17号元素中：
①原子半径最小的是 (填元素符号，下同)，只有正化合价的是 ，最高正化合价与最低负化合价绝对值之差为4的元素是 。
②与水反应能生成具有漂白性物质的单质是 (填名称)，反应的离子方程式是 。
③元素X原子获得2个电子，元素Y原子失去1个电子后形成的离子都与OH－具有相同的电子数。则离子半径：X2－ (填“>”或“<”)Y＋，X和Y形成的化合物与水反应的化学方程式是 。
(4)写出和Ar核外电子排布相同的阴离子的半径由大到小的顺序： (用化学符号表示)。